Efectul concentrației asupra echilibrului chimic. Condiții de deplasare a echilibrului reacțiilor reversibile. Efectul unui catalizator asupra echilibrului chimic

au fost: = 0,3 mol/l, = 0,6 mol/l, = 0,6 mol/l. Determinați constanta de echilibru și concentrația inițială de HBr.

12.3.Pentru reacția H2(g)+S (d) H2S (d) la o anumită temperatură, constanta de echilibru este 2. Determinați concentrațiile de echilibru ale H 2 și S, dacă concentrațiile inițiale de H 2, S și H2 S sunt egale cu 2, 3 și, respectiv, 0 mol/l.

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, iar dacă substanțele au fost luate în proporțiile cerute, soluția are o reacție neutră și nu rămân în ea nici măcar urme de acid clorhidric și hidroxid de sodiu. Dacă încercați să efectuați o reacție într-o soluție între substanțele rezultate clorură de sodiu și apă, atunci nu vor fi detectate modificări. În astfel de cazuri, ei spun că reacția unui acid cu un alcali este ireversibilă, adică. nu există nicio reacție. Multe reacții sunt practic ireversibile la temperatura camerei, de exemplu,

H2 + CI2 = 2HCI, 2H2 + O2 = 2H2O etc.

Multe reacții sunt reversibile chiar și în condiții normale, ceea ce înseamnă că reacția inversă are loc într-o măsură vizibilă. De exemplu, dacă încercați să neutralizați o soluție apoasă a unui acid hipocloros foarte slab cu un alcalin, se dovedește că reacția de neutralizare nu se finalizează și soluția are un mediu puternic alcalin. Aceasta înseamnă că reacția HClO + NaOH

Ca multe alte concepte din chimie, conceptul de reversibilitate este în mare măsură arbitrar. De obicei, o reacție este considerată ireversibilă dacă, după finalizare, concentrațiile substanțelor inițiale sunt atât de scăzute încât nu pot fi detectate (desigur, aceasta depinde de sensibilitatea metodelor analitice). Când se schimbă condițiile externe (în primul rând temperatura și presiunea), o reacție ireversibilă poate deveni reversibilă și invers. Astfel, la presiunea atmosferică și la temperaturi sub 1000 ° C, reacția 2H 2 + O 2 = 2H 2 O poate fi considerată încă ireversibilă, în timp ce la o temperatură de 2500 ° C și peste apa se disociază în hidrogen și oxigen cu aproximativ 4%, iar la o temperatură de 3000 ° C deja cu 20%.

La sfârşitul secolului al XIX-lea. Chimistul fizician german Max Bodenstein (1871–1942) a studiat în detaliu procesele de formare și disociere termică a iodurii de hidrogen: H 2 + I 2

Există multe modalități de a demonstra apariția reacțiilor directe și inverse după atingerea echilibrului. De exemplu, dacă o cantitate mică de izotop de hidrogen deuteriu D 2 este introdusă într-un amestec de hidrogen, azot și amoniac, care se află într-o poziție de echilibru, atunci analiza sensibilă va detecta imediat prezența atomilor de deuteriu în moleculele de amoniac. Și invers, dacă introduceți puțin amoniac deuterat NH 2 D în sistem, atunci deuteriul va apărea imediat în substanțele inițiale sub formă de molecule HD și D 2. Un alt experiment spectaculos a fost realizat la Facultatea de Chimie a Universității de Stat din Moscova. O placă de argint a fost plasată într-o soluție de nitrat de argint și nu s-au observat modificări. Apoi o cantitate mică de ioni de argint radioactiv a fost introdusă în soluție, după care placa de argint a devenit radioactivă. Nici clătirea plăcii cu apă și nici spălarea cu acid clorhidric nu ar putea „spăla” această radioactivitate. Numai gravarea cu acid azotic sau tratarea mecanică a suprafeței fine șmirghel a făcut-o inactiv. Acest experiment poate fi explicat într-un singur mod: există un schimb continuu de atomi de argint între metal și soluție, adică. în sistem are loc o reacție reversibilă Ag(s) e = Ag + . Prin urmare, adăugarea ionilor Ag + radioactivi în soluție a dus la „încorporarea” acestora în placă sub formă de atomi neutri din punct de vedere electric, dar totuși radioactivi.

Astfel, nu numai reacțiile chimice dintre gaze sau soluții sunt în echilibru, ci și procesele de dizolvare a metalelor și a sedimentelor. De exemplu, un solid se dizolvă cel mai repede dacă este plasat într-un solvent pur atunci când sistemul este departe de echilibru, în acest caz dintr-o soluție saturată. Treptat, viteza de dizolvare scade și, în același timp, viteza procesului invers, trecerea unei substanțe de la soluție la un precipitat cristalin, crește. Când soluția devine saturată, sistemul ajunge la o stare de echilibru, în care vitezele de dizolvare și cristalizare sunt egale, iar masa precipitatului nu se modifică în timp.

Deci, la echilibru, raportul dintre concentrația produselor de reacție și produsul concentrației reactanților este constant, dacă temperatura este constantă (constante de viteză k 1 și k 2 și deci constanta de echilibru LA depind de temperatură, dar nu depind de concentrația de reactivi). Dacă la o reacție participă mai multe molecule de substanțe inițiale și se formează mai multe molecule dintr-un produs (sau produse), concentrațiile de substanțe în expresia constantei de echilibru sunt ridicate la puterile corespunzătoare coeficienților lor stoichiometrici. Deci pentru reacția 3H 2 + N 2

Pentru compușii gazoși, presiunea poate fi folosită în locul concentrațiilor atunci când se scrie constanta de echilibru; Evident, valoarea numerică a constantei se poate modifica dacă numărul de molecule gazoase din partea dreaptă și stângă a ecuației nu este același.

În figuri sunt prezentate grafice care arată modul în care sistemul se apropie de echilibru (astfel de grafice se numesc curbe cinetice).

1. Lasă reacția să fie ireversibilă. Apoi k 2 = 0. Un exemplu este reacția hidrogenului cu brom la 300° C. Curbele cinetice arată modificarea concentrației substanțelor A, B, C, D (în acest caz H 2, Br 2 și HBr) în funcție de timp . Pentru simplitate, se presupune că concentrațiile inițiale ale reactivilor H2 și Br2 sunt egale. Se poate observa că concentrațiile substanțelor inițiale ca urmare a reacției ireversibile se reduc la zero, în timp ce suma concentrațiilor produselor ajunge la suma concentrațiilor reactanților. De asemenea, se poate observa că viteza de reacție (abrupta curbelor cinetice) este maximă la începutul reacției, iar după terminarea reacției curbele cinetice ating o secțiune orizontală (viteza de reacție este zero). Pentru reacțiile ireversibile, constanta de echilibru nu este introdusă, deoarece nu este definită (K

2. Lasă k 2 = 0 și k 2 k 1 și LA> 1 (reacția hidrogenului cu iodul la 300°C). La început, curbele cinetice nu sunt aproape deloc diferite de cazul precedent, deoarece viteza reacției inverse este scăzută (concentrația produselor este scăzută). Pe măsură ce HI se acumulează, viteza reacției inverse crește, iar reacția directă scade. La un moment dat vor deveni egale, după care concentrațiile tuturor substanțelor nu se mai modifică cu timpul, viteza de reacție devine zero, deși reacția nu s-a încheiat. În acest caz ( K> 1) înainte de a ajunge la echilibru (partea umbrită), reacția directă are timp să se desfășoare la o adâncime considerabilă, prin urmare, în amestecul de echilibru există mai mulți produși (C și D) decât substanțele inițiale A și B, echilibrul este deplasat la dreapta.

3. Pentru reacția de esterificare a acidului acetic (A) cu etanol (B) la 50° C, constanta de viteză a reacției directe este mai mică decât cea inversă: k 1 k 2 , prin urmare K 4. În cazul relativ rar când constantele vitezei reacțiilor directe și inverse sunt egale ( k 1 = k 2 , K= 1), pentru reacția A + B = C + D la [A] 0 = [B] 0 într-un amestec de echilibru, concentrațiile substanțelor și produselor inițiale vor fi aceleași și curbele cinetice se vor fuziona. Uneori, astfel de condiții pot fi create prin selectarea adecvată a temperaturii. De exemplu, pentru reacția reversibilă CO + H 2 O = H 2 + CO 2 LA= 1 la o temperatură de aproximativ 900 ° C. La temperaturi mai ridicate, constanta de echilibru pentru această reacție este mai mică de 1 (de exemplu, la 1000 ° C LA= 0,61) iar echilibrul este deplasat spre CO și H 2 O. La temperaturi mai scăzute K> 1 (de exemplu, la 700°C LA= 1,64) iar echilibrul este deplasat către CO 2 și H 2.

Sens K poate servi ca o caracteristică a ireversibilităţii reacţiei în aceste condiţii. Astfel, dacă K este foarte mare, ceea ce înseamnă că concentrațiile produselor de reacție sunt mult mai mari decât concentrațiile substanțelor inițiale la echilibru, adică. reacția a fost aproape completă. De exemplu, pentru reacția NiO + H2

Valori LA pentru unele reacţii sunt date în tabel.

Constantele de echilibru sunt măsurate sau pot fi calculate pentru multe reacții la temperaturi diferite dacă efectul termic al reacției este cunoscut. Modificarea cantitativă a constantei de echilibru cu temperatura este determinată de semnul și valoarea absolută a efectului termic (entalpie) al reacției.

Reacția de reducere cu hidrogen a oxidului de fier (II) FeO + H 2

Stare de echilibru chimic . Pentru orice proces chimic la o anumită temperatură, factorii de entalpie și entropie sunt egali. Două tendințe opuse se echilibrează reciproc, adică DH = TDS. În acest caz, următoarea ecuație este valabilă:

DrG° = DrH° - TDrS° = 0,

care este condiția termodinamică pentru echilibrul chimic.

Echilibrul chimic este de natură dinamică. Când viteza de reacție în direcția înainte este egală cu viteza de reacție în direcția inversă, apare o stare de echilibru chimic. În condiții de echilibru chimic, concentrațiile substanțelor inițiale și ale produselor de reacție nu se modifică în timp și se numesc concentrații de echilibru ale substanțelor. În cele ce urmează, concentrațiile de echilibru vor fi notate prin simbolul substanței între paranteze drepte. De exemplu, concentrațiile de echilibru ale hidrogenului și amoniacului vor fi notate cu [H2] și .

Constanta de echilibru chimic . Când o reacție chimică este în echilibru:

Energia Gibbs este egală cu:

(3.12)

unde [L], [M], [D], [B] sunt concentrațiile de echilibru ale substanțelor corespunzătoare;

l, m, d, b - exponenți egali cu coeficienții stoichiometrici.

Relația se numește constantă de echilibru chimic (Ce):

(3.13)

Această ecuație este o variantă a expresiei matematice a legii acțiunii în masă. Pentru reacțiile chimice reversibile, legea acțiunii masei poate fi formulată astfel: raportul dintre produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție în puteri egale cu coeficienții stoichiometrici și produsul concentrațiilor de echilibru ale substanțelor inițiale în puteri egale cu coeficienții stoichiometrici, la T = const, este o valoare constantă.

De exemplu, pentru reacția de sinteză a amoniacului:

N2 + ZH2 = 2NH3; .

Cu cât constanta de echilibru este mai mare, cu atât reacția are loc mai „profund”, adică cu atât randamentul produselor de reacție este mai mare.

Pentru reacțiile chimice eterogene, expresia constantei de echilibru, precum și ecuația legii acțiunii masei, includ concentrațiile numai acelor substanțe care se află în fază gazoasă sau în soluție. Concentrația unei substanțe în faza solidă este de obicei constantă.

Catalizatorul nu afectează valoarea constantei de echilibru, deoarece reduce în mod egal energia de activare a reacțiilor directe și inverse și, prin urmare, modifică în mod egal ratele acestora. Catalizatorul doar accelerează atingerea echilibrului chimic, dar nu afectează randamentul cantitativ al reacției. produse.

Exemplul 11. Pentru reacția de sinteză a amoniacului

N2(r) + 3H2(r) «2NH3(r)

concentrațiile de echilibru ale N2, H2 și NH3 sunt 3 mol/dm3, 2 mol/dm3 și, respectiv, 0,3 mol/dm3. Aflați concentrațiile inițiale de N2 și H2 și constanta de echilibru a reacției.

Soluţie. Fie volumul sistemului egal cu 1 dm" și q se modifică în timpul reacției. Să notăm concentrațiile de echilibru ca , , , concentrațiile inițiale ca c(H2), c(N2), concentrațiile și cantitatea a substanţei reacţionate ca c(H2)pror c(N2)pror n(N2)pror şi n(H2)pror.

c(H2) = [H2] + c(H2) sărac;

c(N2) = + c(N1)w.

Aflați cantitatea de azot reacționat n(N2)pror și hidrogen n(H2)pror. în funcţie de cantitatea de amoniac format. Alcătuim proporțiile conform ecuațiilor de reacție: i

Se consumă 1 mol de N2 pentru a forma 2 moli de NH3, adică

x mol de N2 este consumat pentru a forma 0,3 mol de NH3.

Prin urmare, x = 0,15 mol - cantitatea de azot reacţionat n(N2)pror = 0,15 mol.

Aflați concentrația de N2 reacționat:

c(N2) = = 0,15 mol/dm3 I

În mod similar, determinăm cantitatea de hidrogen care a reacţionat se consumă 3 moli de H2 pentru a forma 2 moli de NH3 şi moli de H2 sunt consumaţi pentru a forma 0,3 moli de NH3;

Prin urmare y = 0,45 mol, l(H2)pror = 0,45 mol. Aflați concentrația de H2 reacționat:

c(H2) = = 0,45 mol/dm3.

Prin urmare, concentrațiile inițiale de azot și hidrogen sunt egale:

c(H2) = [H2] + c(H2)pror = 3 + 0,15 = 3,15 mol/lm3;

c(N2) = + c(N2)pror = 2 + 0,45 = 2,45 mol/dm3.

Găsim constanta de echilibru folosind expresia (3.13):

Răspuns: c(H2) = 3,15 mol; c(N2) = 2,45 mol; Kr = 3,75×10 -3. Înlocuind constanta de echilibru în ecuația (3.12), obținem:

La o temperatură de 298 K

DrG0298 = -5,71×lgKp298 = -2,48×lnKp 298.

Ecuația (3.14) poate fi scrisă ca:

(3.15)

Prin calcularea valorii DrG0 a unei reacții chimice, se poate determina constanta de echilibru chimic. Trebuie remarcat faptul că DrG0< 0 только в случае, когда lgKp >0, adică Kp > 1; DrG0 > 0 când logKp< 0, т. е. Кp < 1. При DrG0 < 0 равновесие смещено в направлении прямой реакции и выход продуктов реакции сравнительно велик, при DrG0 >0 echilibrul este deplasat spre reacția inversă.

În cazul în care Kp = 1 corespunde minimului energiei Gibbs, adică DrG0 = 0, atunci din expresia DrG0 = DrH0 - TDrS0 se poate determina temperatura la care Kp = 1 (ecuația (2.18)):

PrincipiuLe Chatelier . Când o influență externă este aplicată sistemului, echilibrul chimic se schimbă, adică concentrațiile de echilibru ale substanțelor inițiale și ale produselor de reacție se modifică.

Natura deplasării echilibrului sub influența influențelor externe poate fi prezisă folosind principiul lui Le Chatelier : dacă se exercită o influență externă asupra unui sistem care se află în echilibru, atunci ca urmare a proceselor care au loc în acesta, echilibrul se deplasează într-o direcție care slăbește influența externă.

Echilibrul chimic se poate schimba odată cu schimbările de temperatură, presiune sau concentrație:

1) când temperatura crește, echilibrul se deplasează spre procesul endotermic, iar când temperatura scade - spre procesul exotermic;

2) odată cu creșterea presiunii (scăderea volumului sistemului), echilibrul se deplasează în partea în care sunt conținute mai puține molecule de substanțe gazoase cu scăderea presiunii (creșterea volumului sistemului) - spre un număr mai mare de molecule; numărul de molecule de gaz din ambele părți ale ecuației este același, atunci presiunea de schimbare nu afectează deplasarea echilibrului;

3) cu o creștere a concentrației de reactivi, echilibrul se deplasează spre reacția directă, iar cu creșterea concentrației de produse - spre reacția inversă.

Se numește starea în care viteza reacției inverse devine egală cu viteza reacției directe echilibru chimic.

Această condiție este caracterizată cantitativ constanta de echilibru. Pentru o reacție reversibilă o putem scrie astfel:

Unde, în conformitate cu legea acțiunii în masă, este viteza reacției directe v 1 și invers v 2 va arata asa:

v 1 = k 1 [A] m [B] n,

v 2 = k 2 [C] p [D] q .

În momentul realizării echilibru chimic ratele reacțiilor directe și inverse devin aceleași:

k 1 [A] m [B] n = k 2 [C] p [D] q ,

K = k 1 /k 2 =([C] p [D] q)/([A] m [B] n),

Unde LA- constanta de echilibru care arată raportul dintre reacțiile directe și inverse.

Acele concentrații care se opresc la echilibru se numesc concentrații de echilibru. Trebuie amintit că valorile gradelor m, n, p, q egal cu coeficienții stoichiometrici în reacția de echilibru. Valoarea numerică a constantei de echilibru determină randamentul reacției. La K>>1 randamentul produselor este mare, iar LA<<1 - foarte mic.

Ieșire de reacție- raportul dintre cantitatea de produs efectiv obţinută şi cantitatea care s-ar fi obţinut dacă această reacţie s-ar fi finalizat (exprimat ca procent).

Echilibrul chimic nu poate fi menținut la infinit. De fapt, schimbările de temperatură, presiune sau concentrație de reactanți pot schimba echilibrul într-o direcție sau alta.

Modificările care apar în sistem ca urmare a influențelor externe sunt determinate de principiul echilibrului în mișcare - Principiul lui Le Chatelier:

O influență externă asupra unui sistem care se află într-o stare de echilibru duce la o schimbare a acestui echilibru într-o direcție în care efectul efectului este slăbit.

Acestea. raportul dintre ratele reacțiilor directe și inverse se modifică.

Principiul se aplică nu numai proceselor chimice, ci și fizice, cum ar fi topirea, fierberea etc.

Schimbare de concentrare.

Pe măsură ce concentrația unuia dintre reactanți crește, echilibrul se deplasează spre consumul acestei substanțe.

Pe măsură ce concentrația de fier sau sulf crește, echilibrul se va deplasa spre consumul acestei substanțe, adică. La dreapta.

Influența presiunii asupra echilibrului chimic.

Luat in calcul doar in fazele gazoase!

Pe măsură ce presiunea crește, echilibrul se deplasează către cantități descrescătoare de substanțe gazoase. Dacă reacția se desfășoară fără a modifica cantitățile de substanțe gazoase, atunci presiunea nu afectează în niciun fel echilibrul.

N 2 (d) + 3H 2 (G)2 N.H. 3 (G),

Sunt 4 moli de reactanți gazoși în stânga, 2 în dreapta, astfel încât pe măsură ce presiunea crește, echilibrul se va deplasa spre dreapta.

N 2 (d)+O 2 (g) = 2NU(G),

Sunt 2 moli de substante gazoase in stanga si in dreapta, deci presiunea nu afecteaza echilibrul.

Influența temperaturii asupra echilibrului chimic.

Când temperatura se schimbă, atât reacțiile directe, cât și cele inverse se schimbă, dar în grade diferite.

Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează spre reacția endotermă.

N 2 (d) + 3H 2 (G) 2 N.H. 3 (d) +Q,

Această reacție are loc cu eliberarea de căldură (exotermă), astfel încât o creștere a temperaturii va deplasa echilibrul către produsele inițiale (reacție inversă).

Studierea parametrilor unui sistem, inclusiv a materiilor prime și a produselor de reacție, face posibilă aflarea factorilor care modifică echilibrul chimic și conduc la modificările dorite. Tehnologiile industriale se bazează pe concluziile lui Le Chatelier, Brown și alți oameni de știință despre metodele de desfășurare a reacțiilor reversibile, care fac posibilă realizarea unor procese care anterior păreau imposibile și obținerea de beneficii economice.

Varietate de procese chimice

Pe baza caracteristicilor efectului termic, multe reacții sunt clasificate ca exo- sau endoterme. Primele vin cu formarea căldurii, de exemplu, oxidarea carbonului, hidratarea acidului sulfuric concentrat. Al doilea tip de schimbare este asociat cu absorbția energiei termice. Exemple de reacții endoterme: descompunerea carbonatului de calciu cu formare de var stins și dioxid de carbon, formarea de hidrogen și carbon în timpul descompunerii termice a metanului. În ecuațiile proceselor exo- și endoterme, este necesar să se indice efectul termic. Redistribuirea electronilor între atomii substanţelor care reacţionează are loc în reacţiile redox. Patru tipuri de procese chimice se disting în funcție de caracteristicile reactivilor și produselor:

Pentru a caracteriza procesele, este importantă caracterul complet al interacțiunii compușilor care reacţionează. Această caracteristică stă la baza împărțirii reacțiilor în reversibile și ireversibile.

Reversibilitatea reacțiilor

Procesele reversibile constituie majoritatea fenomenelor chimice. Formarea produșilor finali din reactanți este o reacție directă. În sens invers, substanțele inițiale se obțin din produșii descompunerii sau sintezei lor. În amestecul de reacție, apare un echilibru chimic în care se obține același număr de compuși cu cât se descompun moleculele originale. În procesele reversibile, în locul semnului „=” între reactanți și produse, sunt folosite simbolurile „↔” sau „⇌”. Săgețile pot fi inegale în lungime, ceea ce se datorează dominanței uneia dintre reacții. În ecuațiile chimice, puteți indica caracteristicile agregate ale substanțelor (g - gaze, g - lichide, t - solide). Metodele bazate științific de influențare a proceselor reversibile sunt de mare importanță practică. Astfel, producția de amoniac a devenit profitabilă după crearea condițiilor care au deplasat echilibrul către formarea produsului țintă: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Fenomenele ireversibile duc la apariția unui compus insolubil sau ușor solubil și la formarea unui gaz care părăsește sfera de reacție. Astfel de procese includ schimbul de ioni și descompunerea substanțelor.

Echilibrul chimic și condițiile de deplasare a acestuia

Caracteristicile proceselor directe și inverse sunt influențate de mai mulți factori. Una dintre ele este timpul. Concentrația substanței luate pentru reacție scade treptat, iar compusul final crește. Reacția înainte devine din ce în ce mai lentă, în timp ce procesul invers câștigă viteză. La un anumit interval, două procese opuse au loc sincron. Interacțiunile dintre substanțe apar, dar concentrațiile nu se modifică. Motivul este echilibrul chimic dinamic stabilit în sistem. Conservarea sau modificarea acestuia depinde de:

• conditii de temperatura;
• concentrații de compuși;
• presiune (pentru gaze).

Schimbarea echilibrului chimic

În 1884, remarcabilul om de știință din Franța A.L. Le Chatelier a propus o descriere a modalităților de a elimina un sistem dintr-o stare de echilibru dinamic. Metoda se bazează pe principiul nivelării efectelor factorilor externi. Le Chatelier a observat că în amestecul de reacție apar procese care compensează influența forțelor străine. Principiul formulat de cercetătorul francez afirmă că o modificare a condiţiilor într-o stare de echilibru favorizează apariţia unei reacţii care slăbeşte influenţele externe. Deplasarea de echilibru respectă această regulă se observă atunci când se modifică compoziția, condițiile de temperatură și presiunea. Tehnologiile bazate pe descoperirile oamenilor de știință sunt folosite în industrie. Multe procese chimice care au fost considerate practic imposibile sunt efectuate folosind metode de schimbare a echilibrului.

Efectul concentrării

O schimbare a echilibrului are loc dacă anumite componente sunt îndepărtate din zona de interacțiune sau sunt introduse porțiuni suplimentare de substanță. Îndepărtarea produselor din amestecul de reacție determină de obicei o creștere a vitezei de formare a acestora, dimpotrivă, adăugarea de substanțe duce la descompunerea lor preferențială. În procesul de esterificare, acidul sulfuric este utilizat pentru deshidratare. Când este introdus în sfera de reacție, randamentul de acetat de metil crește: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOCH 3 + H 2 O. Dacă se adaugă oxigen care interacționează cu dioxidul de sulf, echilibrul chimic se deplasează spre direct reacția de formare a trioxidului de sulf. Oxigenul se leagă de moleculele de SO 3, concentrația acestuia scade, ceea ce este în concordanță cu regula lui Le Chatelier pentru procesele reversibile.

Schimbarea temperaturii

Procesele care implică absorbția sau eliberarea căldurii sunt endoterme și exoterme. Pentru a schimba echilibrul, se folosește încălzirea sau îndepărtarea căldurii din amestecul de reacție. O creștere a temperaturii este însoțită de o creștere a ratei fenomenelor endotermice, în care este absorbită energie suplimentară. Răcirea conduce la avantajul proceselor exoterme care apar odată cu degajarea de căldură. Când dioxidul de carbon interacționează cu cărbunele, încălzirea este însoțită de o creștere a concentrației de monoxid, iar răcirea duce la formarea predominantă de funingine: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Efectul presiunii

Modificările de presiune sunt un factor important pentru reacția amestecurilor care implică compuși gazoși. De asemenea, ar trebui să acordați atenție diferențelor de volume ale substanțelor inițiale și rezultate. O scădere a presiunii duce la o apariție preferențială a fenomenelor în care volumul total al tuturor componentelor crește. O creștere a presiunii direcționează procesul spre o scădere a volumului întregului sistem. Acest model se observă în reacția de formare a amoniacului: 0,5N 2 (g) + 1,5 N 2 (g) ⇌ NH 3 (g). O modificare a presiunii nu va afecta echilibrul chimic în acele reacții care au loc la un volum constant.

Condiții optime pentru procesul chimic

Crearea condițiilor pentru o schimbare a echilibrului determină în mare măsură dezvoltarea tehnologiilor chimice moderne. Utilizarea practică a teoriei științifice contribuie la obținerea unor rezultate optime de producție. Cel mai frapant exemplu este producerea de amoniac: 0,5N 2 (g) + 1,5 N 2 (g) ⇌ NH 3 (g). O creștere a conținutului de molecule de N 2 și H 2 în sistem este favorabilă pentru sinteza substanțelor complexe din cele simple. Reacția este însoțită de eliberarea de căldură, astfel încât o scădere a temperaturii va determina o creștere a concentrației de NH3. Volumul componentelor inițiale este mai mare decât produsul țintă. O creștere a presiunii va asigura o creștere a randamentului de NH3.

În condiții de producție, este selectat raportul optim al tuturor parametrilor (temperatură, concentrație, presiune). În plus, zona de contact dintre reactivi este de mare importanță. În sistemele solide eterogene, o creștere a suprafeței duce la o creștere a vitezei de reacție. Catalizatorii cresc rata reacțiilor directe și inverse. Utilizarea substanțelor cu astfel de proprietăți nu duce la o schimbare a echilibrului chimic, ci accelerează debutul acestuia.